第三章过关检测
(时间:45分钟 满分:100分)
一、选择题(本题共12小题,每小题5分,共60分。每小题只有一个选项符合题意) 1.室温下,有两种溶液:①0.01 mol·L-1 NH3·H2O溶液、②0.01 mol·L-1 NH4Cl溶液,下列操作可
+
以使两种溶液中c(NH4)都增大的是( ) A.加入少量H2O B.加入少量NaOH固体 C.通入少量HCl气体 D.升高温度
+
解析:加水,两溶液中c(NH4)都减小,故A错误;加入少量NaOH固体,NH3·H2O的电离平衡逆
+++
向移动,c(NH4)减小,NH4Cl中由于发生反应:NH4+OH-NH3·H2O,会导致c(NH4)减小,故
+
B错误;通入少量HCl气体,①中发生酸碱中和反应促进NH3·H2O电离,所以c(NH4)增大,②
++++
中NH4的水解平衡逆向移动,c(NH4)亦增大,故C正确;升高温度促进NH4的水解,②中NH4的浓度减小,故D错误。 答案:C
2.下列有关电解质溶液的说法正确的是( ) A.在蒸馏水中滴加浓硫酸,KW不变 B.CaCO3难溶于稀硫酸,也难溶于醋酸
C.在Na2S稀溶液中,c(H+)=c(OH-)-2c(H2S)-c(HS-)
D.NaCl溶液和CH3COONH4溶液均显中性,两溶液中水的电离程度相同
解析:蒸馏水中加入浓硫酸会放热,溶液温度升高,KW变大,A项错;CaCO3难溶于稀硫酸的主要原因是两者反应生成的CaSO4覆盖在CaCO3表面阻止反应进行,CaCO3与CH3COOH反应不生成微溶物或难溶物,且符合强酸制弱酸的原理,B项错;Na2S溶液中,由电荷守恒知
--c(Na+)+c(H+)=2c(S2)+c(OH-)+c(HS-) ①,由物料守恒知c(Na+)=2c(S2)+2c(HS-)+2c(H2S) ②,①-②得:c(H+)=c(OH-)-c(HS-)-2c(H2S),C项正确;NaCl溶于水,电离出的离子不水解,对水的电离平衡无影响,CH3COONH4中两种离子都会水解,水解程度相等,溶液仍呈中性,但促进了水的电离,D项错。 答案:C
3.常温下,下列有关各溶液的叙述正确的是( ) A.pH>7的溶液中不可能存在醋酸分子 B.20 mL 0.1 mol·L-1的醋酸钠溶液与10 mL 0.1 mol·L-1的盐酸混合后溶液显酸性:c(CH3COO-)>c(Cl-)>c(H+)>c(CH3COOH) C.0.1 mol·L-1醋酸的pH=a,0.01 mol·L-1醋酸的pH=b,则a+1>b
D.已知酸性HF>CH3COOH,pH相等的NaF与CH3COOK溶液中:c(Na+)-c(F-) 解析:醋酸钠溶液显碱性,pH>7,其中存在醋酸分子,选项A错;选项B中两者发生反应后溶液中的溶质为等浓度的醋酸、氯化钠和醋酸钠,醋酸的电离程度大于醋酸根离子的水解程度,溶液显酸性,正确的关系为c(CH3COO-)>c(Cl-)>c(CH3COOH)>c(H+),B错;对于弱电解质溶液,溶液越稀越容易电离,0.01 mol·L-1醋酸的电离程度大于0.1 mol·L-1醋酸的电离程度,因此选项C正确;根据电荷守恒,在NaF溶液中c(Na+)-c(F-)=c(OH-)-c(H+),在CH3COOK溶液中c(K+)-c(CH3COO-)=c(OH-)-c(H+),由于两溶液的pH相等,因此有c(Na+)-c(F-)=c(K+)-c(CH3COO-),D错。 答案:C 4.下列说法中正确的是( ) + A.常温下,稀释0.1 mol·L-1的氨水,溶液中c(OH-)、c(NH4)、c(H+)均下降 2-B.pH=8.3的NaHCO3溶液:c(Na+)>c(HCO-3)>c(CO3)>c(H2CO3) + C.常温下,c(NH4)相等的①(NH4)2SO4 ②(NH4)2Fe(SO4)2 ③NH4Cl ④(NH4)2CO3溶液中,溶质物质的量浓度大小关系是②<①<④<③ + D.当溶液中存在的离子只有Cl-、OH-、NH4、H+时,该溶液中离子浓度大小关系可能为 + c(Cl-)>c(NH4)>c(OH-)>c(H+) -解析:A项,c(H+)应增大;B项,c(H2CO3)应大于c(CO23);D项,不符合电荷守恒。 答案:C 5.已知某温度下CH3COOH和NH3·H2O的电离常数相等,现向10 mL浓度为0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液中滴加相同浓度的氨水,在滴加过程中( ) A.水的电离程度始终增大 ??(NH+4)B.??(NH·H先增大再减小 32??) C.c(CH3COOH)与c(CH3COO-)之和始终保持不变 + D.当加入氨水的体积为10 mL时,c(NH4)=c(CH3COO-) + 解析:A.由醋酸电离CH3COOHCH3COO-+H+,一水合氨电离NH3·H2ONH4+OH-,H2O的电离H2OH++OH-可知,开始滴加氨水时,水的电离程度增大(中和了醋酸电离出的H+),当二者恰好完全反应后,再滴加氨水,会抑制水的电离,使H2O的电离程度减小,A项错误;B.NH3·H2O的电离平衡常数Kb= ??(OH-)×??(NH+??(NH+??4)4) ,所以=b-。温度不变,Kb不变,但 ??(NH3·H2??)??(NH3·H2??)??(OH) +??(NH4) 随着氨水的不断滴加,c(OH-)逐渐增大,所以始终减小,B项错误;C.随着氨水的不断滴 ??(NH3·H2??) 加,溶液的体积增大,c(CH3COOH)与c(CH3COO-)之和逐渐减小,C项错误;D.当加入氨水的体积为10 mL时,CH3COOH和NH3·H2O恰好完全反应,因为二者的电离常数相等,所以 + CH3COONH4溶液呈中性,c(H+)=c(OH-),根据电荷守恒可知c(NH4)=c(CH3COO-),D项正确。 答案:D 6.在由水电离出的c(OH-)=1×10-13 mol·L-1的溶液中,能大量共存的离子组是( ) -A.Fe2+、Na+、NO-3、Cl -B.Ba2+、Na+、NO-3、Cl +-2-+ C.SO24、SO3、NH4、Na D.Mg2+、Na+、Br-、ClO- 解析:由水电离出的c(OH-)=1×10-13 mol·L-1,说明溶液可能为强酸或强碱溶液。Fe2+在强酸环 2---境中与NO-3发生氧化还原反应,在强碱溶液中与OH反应;SO3、ClO在强酸溶液中不能大量+ 存在;NH4、Mg2+在强碱溶液中不能大量存在。 答案:B 7.温度相同,浓度均为0.2 mol·L-1的①(NH4)2SO4溶液,②NaNO3溶液,③NH4HSO4溶液,④NH4NO3溶液,⑤CH3COONa溶液,它们的pH由小到大的排列顺序是( ) A.③①④②⑤ B.①③⑤④② C.③②①⑤④ D.⑤②④①③ 解析:首先根据盐类水解规律将其按酸碱性分组,呈酸性的是①③④,呈中性的是②,呈碱性的 + 是⑤。在呈酸性的①③④中,NH4HSO4中的HSO-4电离出H,其溶液的酸性最强,其pH最 ++ 小,(NH4)2SO4溶液中的NH4浓度大于NH4NO3溶液中的NH4浓度,其达到水解平衡 时,(NH4)2SO4溶液中的H+浓度大于NH4NO3溶液中的H+浓度。CH3COONa溶液呈碱性,pH最大,综上所述,其pH由小到大的排列顺序是③①④②⑤。 答案:A 8.室温下,向V mL pH=a的盐酸中滴加pH=b的NaOH溶液10V mL,所得溶液中c(Cl-)=c(Na+),则此时(a+b)的值为( ) A.15 B.14 C.13 D.不能确定 解析:所得溶液中c(Cl-)=c(Na+),说明盐酸与NaOH溶液恰好中和,故有等式V×10-a=10V×10b-14,即-a=b-14+1,a+b=13。 答案:C 9.常温下,0.2 mol·L-1的一元酸HA溶液与等浓度的NaOH溶液等体积混合后,所得溶液中部分微粒组分及浓度如下图所示,下列说法正确的是( ) A.HA为强酸 B.该混合液pH=7 C.图中X表示HA,Y表示OH-,Z表示H+ D.该混合溶液中:c(A-)+c(Y)=c(Na+) 解析:一元酸HA溶液与等浓度的NaOH溶液等体积混合后,两者恰好完全反应,溶液中只有溶质NaA且浓度为0.1 mol·L-1。由图中A-浓度小于0.1 mol·L-1,说明A-发生了水解,从而可知HA是弱酸,故A项错误。A-水解使溶液显碱性,溶液的pH>7,故B项错误。此外,溶液中除Na+外,其他离子浓度的大小关系为c(A-)>c(OH-)>c(HA)>c(H+),C项错误。由物料守恒知D项正确。 答案:D 10.电离常数(Ka或Kb)、溶度积常数(Ksp)是判断物质性质的重要常数,下列关于这些常数的计算或运用正确的是( ) A.某亚硫酸溶液pH=4.3,若忽略二级电离,则其一级电离平衡常数K1=1.0×10-8.60 B.Ka(HCN) 解析:A项缺少亚硫酸的浓度,无法计算其一级电离平衡常数;B项说明醋酸易电离,醋酸的酸性强;C项根据沉淀转化的本质,AgCl会转化为溶解度更小的AgI;D项只能说明AgOH和AgCl在水中的溶解度大小,而AgOH易溶于稀硝酸。 答案:C 11.在含有Ag+的酸性溶液中,以铁铵矾NH4Fe(SO4)2作指示剂,用KSCN的标准溶液滴定Ag+。已知:AgSCN(白色,s)Ag+(aq)+SCN-(aq),Ksp=1.0×10-12;Fe3++SCN-FeSCN2+(红色,aq),K=138,下列说法不正确的是( ) A.边滴定,边摇动溶液,溶液中首先析出AgSCN白色沉淀 B.当Ag+定量沉淀后,少许过量的SCN-与Fe3+生成红色配合物,即为终点 C.上述实验采用相同指示剂,可用KCl标准溶液代替KSCN的标准溶液滴定Ag+ D.滴定时,必须控制溶液的酸性,防止Fe3+水解,影响终点的观察 解析:AgSCN的Ksp=1.0×10-12,则AgSCN难溶于水,在含有Ag+的酸性溶液中滴加KSCN溶液,首先析出AgSCN白色沉淀,A正确。溶液中Ag+沉淀完全后,过量的SCN-与Fe3+生成红色配离子FeSCN2+,用于确定滴定终点,B正确。以铁铵矾NH4Fe(SO4)2作指示剂,用KCl标准溶液代替KSCN标准溶液滴定Ag+,达到滴定终点时,无溶液颜色变化,不能准确判断滴定终点,C错误。Fe3+易发生水解反应,故滴定时要控制溶液的酸性,防止Fe3+水解,影响终点的观察,D正确。 答案:C 12.已知25 ℃时,CaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示,向100 mL该条件下的CaSO4饱和溶液中加入400 mL 0.01 mol·L-1 Na2SO4溶液,下列叙述正确的是 ( ) -A.溶液中析出CaSO4固体沉淀,最终溶液中c(SO24)比原来的大 -B.溶液中无沉淀析出,溶液中c(Ca2+)、c(SO24)都变小 -C.溶液中析出CaSO4固体沉淀,溶液中c(Ca2+)、c(SO24)都变小 -D.溶液中无沉淀析出,但最终溶液中c(SO24)比原来的大 解析:本题是一道考查沉淀溶解平衡的图像题。由题意 -知,Ksp(CaSO4)=c(Ca2+)·c(SO210-3×3.0×10-3=9×10-6,CaSO4饱和溶液中4)=3.0× -c(Ca2+)=c(SO210-3 mol·L-1。 4)=3.0× 加入400 mL 0.01 mol·L Na2SO4溶液后,c(Ca -3 2-3.0×10×0.1+0.01×0.4c(SO4)= 0.5 -12+ 3.0×10-3×0.1)= 0.5 mol·L-1=6×10-4 mol·L-1, -mol·L-1=8.6×10-3 mol·L-1,Qc=c(Ca2+)·c(SO210-4×8.6×10-4)=6× -2+c(SO24)变大了,c(Ca)变小了,故只 3=5.16×10-6 有D项正确。 答案:D 二、非选择题(本题共3小题,共40分) 13.(10分)(1)为了证明NH3·H2O是弱电解质,甲、乙、丙三人分别选用下列试剂进行实验。0.010 mol·L-1氨水、0.1 mol·L-1NH4Cl溶液、NH4Cl晶体、酚酞溶液、pH试纸、蒸馏水。 ①甲用pH试纸测出0.010 mol·L-1氨水的pH为10,则认定NH3·H2O是弱电解质,你认为这一方法 (填“正确”或“不正确”),并说明理由: 。 ②乙取出10 mL 0.010 mol·L-1氨水,用pH试纸测其pH=a,然后用蒸馏水稀释至1 000 mL,再用pH试纸测其pH=b,若要确认NH3·H2O是弱电解质,则a、b值应满足的关系是 。 ③丙取出10 mL 0.010 mol·L-1氨水,滴入2滴酚酞溶液,显粉红色,再加入少量NH4Cl晶体,颜色变 (填“深”或“浅”)。你认为证明氨水是弱碱的原因是 。 ④请你根据所提供的试剂,再提出一个合理简便的方案证明NH3·H2O是弱电解质: 。 (2)25 ℃时,将a mol·L-1氨水与0.01 mol·L-1盐酸等体积混合,反应平衡时溶液中 + c(NH4)=c(Cl-),则溶液显 (填“酸”“碱”或“中”)性。用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数Kb= 。 解析:(1)①若NH3·H2O是强电解质,则0.010 mol·L-1氨水中c(OH-)应为0.010 mol·L-1,pH=12。用pH试纸测出0.010 mol·L-1氨水的pH为10,说明NH3·H2O没有完全电离,应为弱电解质。 ②若NH3·H2O是强电解质,用蒸馏水稀释至1 000 mL,其pH=a-2。因为NH3·H2O是弱电解质,不能完全电离,a、b应满足a-2 ③向0.010 mol·L-1氨水中加入少量NH4Cl晶体,有两种可能:一是氯化铵在水溶液中电 ++ 离出的NH4水解使溶液显酸性,加入氨水中使其pH降低;二是NH4使NH3·H2O的电离平衡 + NH3·H2ONH4+OH-逆向移动,从而使溶液的pH降低,这两种可能均会使溶液颜色变浅,可证明NH3·H2O是弱电解质。 ④NH4Cl为强酸弱碱盐,只需检验NH4Cl溶液的酸碱性,其pH<7即可证明NH3·H2O是弱电解质。 ++ (2)根据电荷守恒知c(H+)+c(NH4)=c(Cl-)+c(OH-)、c(NH4)=c(Cl-),则c(H+)=c(OH-),溶液为中性。根据混合后的溶液知,NH3·H2O的 -??(NH+4)·??(OH) Kb=??(NH 3·H2??) = 答案:(1)①正确 若是强电解质,则0.010 mol·L-1氨水中c(OH-)应为0.010 mol·L-1,pH=12 ② + a-2 + NH3·H2O的电离平衡NH3·H2ONH4+OH-逆向移动,从而使溶液的pH降低。可证明NH3·H2O是弱电解质 ④取一张pH试纸,用玻璃棒蘸取0.010 mol·L-1 NH4Cl溶液,滴在pH试纸上,显色后跟标准比色卡比较测出pH,pH<7(方案合理即可) (2)中 14.(12分)物质在水中可能存在电离平衡、盐的水解平衡和沉淀的溶解平衡,它们都可看作化学平衡。请根据所学的知识回答: (1)A为0.1 mol·L-1的(NH4)2SO4溶液,在该溶液中各种离子的浓度由大到小顺序为 。 (2)B为0.1 mol·L-1 NaHCO3溶液,请分析NaHCO3溶液显碱性的原因: 。 10-9 ??-0.01 0.01 ×10-72??0.01-22=??-0.01。 10-9 (3)C为FeCl3溶液,实验室中配制FeCl3溶液时常加入 溶液以抑制其水解,若把B和C溶液混合,将产生红褐色沉淀和无色气体,该反应的离子方程式为 。 (4)D为含有足量AgCl固体的饱和溶液,AgCl在水中存在沉淀溶解平衡:AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq),在25 ℃时,氯化银的Ksp=1.8×10-10。现将足量氯化银分别放入①100 mL蒸馏水中,②100 mL 0.2 mol·L-1 AgNO3溶液中,③100 mL 0.1 mol·L-1氯化铝溶液中,④100 mL 0.1 mol·L-1盐酸中,充分搅拌后,相同温度下c(Ag+)由大到小的顺序是 (填写序号),②中氯离子的浓度为 mol·L-1。 + 解析:(1)(NH4)2SO4溶液中NH4水解使溶液呈酸性。(2)NaHCO3溶液中HCO-3的电离程度小 -3+ 于其水解程度,故溶液显碱性。(3)为抑制FeCl3水解常加入盐酸,Fe与HCO3可发生相互促进的水解。(4)Ag+浓度与溶液中的Cl-浓度有关,即c(Ag+)·c(Cl-)=Ksp。 +-+-答案:(1)c(NH4)>c(SO24)>c(H)>c(OH) -+ (2)HCO-3的水解程度大于其电离程度,溶液中c(OH)>c(H),故溶液显碱性 (3)氯化氢(或HCl) Fe3++3HCO-Fe(OH)3↓+3CO2↑ 3 -10 (4)②>①>④>③ 9×10 15.(18分)水是生命的源泉、工业的血液、城市的命脉。要保护好河流,河水是重要的饮用水源,污染物通过饮用水可直接毒害人体。也可通过食物链和灌溉农田间接危及健康。请回答下列问题: (1)纯水在100 ℃时,pH=6,该温度下1 mol·L-1的NaOH溶液中,由水电离出的c(OH-)= mol·L-1。 (2)25 ℃时,向水的电离平衡体系中加入少量碳酸钠固体,得到pH为11的溶液,其水解方程式为 ,由水电离出的c(OH-)= mol·L-1。 (3)体积均为100 mL、pH均为2的CH3COOH溶液与一元酸HX溶液,加水稀释过程中pH与溶液体积的关系如下图所示,则HX的电离平衡常数 (填“大于”“小于”或“等于”)CH3COOH的电离平衡常数。理由是 。 (4)电离平衡常数是衡量弱电解质电离程度强弱的物理量。已知: 化学式 电离平衡常数(25 ℃) HCN K=4.9×10-10 CH3COOH K=1.8×10-5 H2CO3 K1=4.3×10-7、K2=5.6×10-11 ①25 ℃时,有等浓度的NaCN溶液、Na2CO3溶液和CH3COONa溶液,三种溶液的pH由大到小的顺序为 。 ②向NaCN溶液中通入少量的CO2,发生反应的化学方程式为 。 (5)25 ℃时,在CH3COOH与CH3COONa的混合溶液中,若测得pH=6,则溶液中c(CH3COO-)-c(Na+)= (填精确值) mol·L-1, 答案:(1)1×10-12 --(2)CO2HCO-10-3 3+H2O3+OH 1× (3)小于 稀释相同倍数,一元酸HX溶液的pH变化量比CH3COOH溶液的小,故HX酸性较弱,电离平衡常数较小 (4)①pH(Na2CO3溶液)>pH(NaCN溶液)>pH(CH3COONa溶液) ②NaCN+H2O+CO2 HCN+NaHCO3 (5)9.9×10-7 18 ??(CH3????O-) = ??(CH3????????) 。
第3章过关检测
